Enlace2
- 1. ENLACE QUÍMICO Química 2ºBachillerato Carmen Peña IES. Altaír
- 2. La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad. Los átomos se unen si y alcanzan una situación más estable que cuando están separados. Los electrones más externos son los responsables de esa unión. ENLACE QUÍMICO Los METALES se estabilizan perdiendo electrones . Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo electrones .
- 3. ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?. La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados No se forma el enlace Se forma el enlace Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e - necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e - en la última capa: regla del octeto (W. Kossel ) b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r 0 ( distancia de enlace )
- 4. TIPOS DE ENLACE IÓNICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL COVALENTE se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO METAL METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL
- 5. ENLACE IÓNICO CATIONES (Carga positiva) A + Atracción eléctrica entre iones de distinto signo. A + A - Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes ) Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones ) ANIONES ( Carga negativa ) A -
- 6. EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la última capa al cloro Na Cl Na + Cl -
- 7. Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA . Cristal de cloruro de sodio ( Sal común ) - - - - - - - - - - + + + + + + + + +
- 8. d 0 = distancia interiónica El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas. El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en iones con cargas de signo contrario. El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivos y negativos,debido a las fuerzas de Coulomb. q 1 y q 2 = cargas netas de los iones K = constante de Coulomb
- 9. ENERGÍA RETICULAR DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS. La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía denominada energía reticular U . Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor sea su energía reticular La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interiónica d 0 y directamente proporcional al producto de las cargas En los compuestos iónicos cada ión positivo se rodea del mayor número de iones negativos y viceversa, alcanzando un equilibrio entre las fuerzas atractivas y repulsivas, originando cristales .
- 10. Red cúbica centrada en el cuerpo Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica Red de la fluorita CaF 2 Los compuestos iónicos son SÓLIDOS CRISTALINOS constituidos por redes tridimensionales de iones Se denomina indice de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodean a otro de signo contrario y se situan a una distancia mínima IC 8 IC 8:4 IC 6 IC 4
- 11. EL CICLO DE BORN-HABER . El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl) NaCl (cristal) Cl - + Na + (gas) Procesos parciales Energía de Disociación D Energía de sublimación S 1/2 Cl 2 (g) + 1/2 D = Cl (g) Na (s) + S = Na (g) Energía de ionización EI Na (g) + EI = Na + (g) + e - Afinidad electrónica EA Cl (g) + e - = Cl - (g) + EA Energía reticular U Na + (g) + Cl - (g) = Na + + Cl - (cristal) + U Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl 2 (g) = NaCl (cristal) Q Q = Entalpía de formación La energía total se conserva Ley de Hess Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U
- 12. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Sólidos a temperatura ambiente Son siempre cristales Son duros pero frágiles Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica Tienen elevada temperatura de fusión y ebullición Si d o aumenta Disminuye la temperatura de fusión y ebullición Disminuye la dureza Aumenta el coeficiente de dilatación disminuye
- 13. Fragilidad en un cristal iónico presión
- 14. En estado sólido no conducen la electricidad. Disueltos o fundidos conducen la corriente eléctrica. Se disuelven en disolventes muy polares como el agua. Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas de Coulomb entre los iones que quedan libres. Iones hidratados
- 15. Disolución de un cristal iónico en un disolvente polar Solubilidad de un cristal iónico
- 16. Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de cationes rodeados por electrones Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes ENLACE METÁLICO La nube de electrones se mueven entre los cationes. Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.
- 17. El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen : Orbitales desocupados Baja energía de ionización Los átomos dejan en libertad algunos de sus e - (gas o nube electrónica) transformándose en iones positivos que se colocan en los nodos del cristal Las redes cristalinas metálicas más comunes son:
- 18. TEORÍA DE BANDAS. Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica. Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía: La banda de valencia La banda de conducción Corresponde a las energías de los e - ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico Corresponde a las energías de los e - del gas electrónico Los metales son conductores porque: A) poseen una banda de conducción semillena B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de valencia
- 19. PROPIEDADES DE LOS METALES. Aunque los cationes se desplacen, los e- de la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos Por el contrario, en los Compuestos iónicos este desplazamiento produce la fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo Red de un metal Red de un cristal iónico Brillo intenso Conductividad eléctrica Conductividad térmica Maleabililidad y ductilidad Capacidad de los e - para captar y emitir energía electromagnética Gran movilidad de los electrones Los e - ceden parte de su energía cinética para calentar la red Se pueden estirar en hilos o extender en láminas T as de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e - y los iones positivos
- 20. Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones) ENLACE COVALENTE A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula . EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F 2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR ) Molécula de flúor F-F El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente 9 F : 1s 2 2s 2 2p 5 F F
- 21. El enlace covalente tiene lugar cuando se unen átomos de no metales, compartiendo pares electrónicos , con el fin de conseguir que los átomos completen su octeto y formen un sistema con menor energía que el formado por los átomos por separado Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis, donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicas también pueden sustituirse por guiones Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un ENLACE COVALENTE NORMAL: Si los dos e - son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llama COVALENTE DATIVO O COORDINADO Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan ENLACES MÚLTIPLES
- 22. Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas para las siguientes especies químicas: CH 4 , HCN, H 2 CO, H 2 SO 4 , NH 4 + . H H · · · | CH 4 · C · + 4 · H H · · C · · H ; H–C–H · · · | H H HCN H–C N : H 2 CO H–C=O : | ·· H ·· ·· : O : : O : ·· ·· ·· H 2 SO 4 H · · O · · S · · O · · H ; H–O–S–O–H ·· ·· ·· : O : : O : ·· ·· H | NH 4 + H–N + H | H : O : || H–O–S–O–H || : O :
- 23. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV). Dos átomos forman un enlace covalente cuando se solapan orbitales de ambos, originando una zona común de alta densidad electrónica. Los orbitales atómicos de partida deben estar semillenos Los orbitales solapados forman un solo orbital ocupado con dos electrones apareados que poseen espines opuestos. Los orbitales deben tener energía parecida y simetría adecuada solapamiento frontal solapamiento lateral enlaces enlaces
- 24. cada átomo de H posee un OA 1s semilleno El solapamiento de los OA 1s forma una zona de probabilidad común, responsable del enlace cada átomo de Cl posee un OA 2p semilleno El solapamiento frontal de dos OA 2p forma una zona de probabilidad común responsable del enlace Molécula de hidrógeno H 2 : Molécula de cloro (Cl 2 ):
- 25. Cuando se produce más de un solapamiento entre orbitales atómicos de distintos átomos se originan enlaces múltiples Ejemplos: Molécula de oxígeno (O 2 ) Molécula de nitrógeno (N 2 ) Al acercarse dos átomos de oxígeno, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados, originando un enlace . También se solapan lateralmente los dos OA 2p y , originando otro enlace Al aproximarse los átomos, se solapan frontalmente sus OA 2p x semiocupados ( enlace ) y se producen solapamientos laterales entre los dos OA 2p y y los dos OA 2p z respectivamente, originando dos enlaces
- 26. Las moléculas de SiH 4 , GeH 4 y SnH 4 poseen ángulos de enlace similares al metano La moléculas de AsCl 3 , SbCl 3 y BiCl 3 poseen ángulos de enlace similares al tricloruro de boro PARÁMETROS MOLECULARES a tener en cuenta para entender la estructura de las moléculas son: -El ángulo de enlace -La longitud de enlace -La energía de enlace Ángulo de enlace: es el comprendido entre dos enlaces de un átomo. Se miden entre las líneas imaginarias que unen un núcleo con los núcleos de dos átomos enlazados con él
- 27. Las longitudes de enlace, junto con los ángulos de enlace determinan la geometría de la molécula. Si uno de los átomos enlazados permanece fijo, la longitud de enlace aumenta con el Z del otro. H 2 (g) + 436 kJ/mol = H (g) + H (g) En moléculas poliatómicas se define de la misma forma, pero la energía de cada enlace está influida por el resto de los átomos de la molécula, siendo necesario obtener valores promedio. A pesar de ello, la energía de enlace depende fundamentalmente de los átomos enlazados y no del compuesto del que forma parte el enlace Longitud de enlace: es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados, y depende del compuesto al que pertenece el enlace. Energía de enlace: en las moléculas diatómicas la es la que se intercambia en la reacción de disociación de la molécula en sus dos átomos, estando todos en estado gaseoso. Se suele medir en eV/átomo o en kJ/mol. Por ejemplo:
- 28. En enlaces covalentes entre átomos diferentes, el más electronegativo atrae con más intensidad a los electrones comunes del enlace. El desplazamiento de la carga hacia el átomo más electronegativo forma un dipolo permanente. Los enlaces pueden clasificarse según su polaridad o porcentaje de carácter iónico,desde el 0% ( enlaces covalentes puros , sin momento dipolar o apolares), hasta el100% ( enlaces iónicos puros ). Ejemplos: Cl 2 = Cl : Cl es un enlace covalente apolar HCl = H + : Cl - es un enlace covalente polar NaCl = Na + Cl - es un enlace iónico (No forma moléculas) El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Algunas moléculas pueden ser apolares y contener enlaces polares MOLÉCULAS POLARES. Dos cargas eléctricas iguales y de signo contrario ,+q y -q, situadas a una cierta distancia entre sí, d, constituyen un dipolo que se caracteriza por su momento dipolar : Siendo d un vector con origen en +q y extremo en -q
- 29. En las moléculas apolares , que poseen enlaces covalentes polares debido a que, por motivos de simetría,los dipolos creados por los distintos enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder en moléculas lineales, triangulares planas o tetraédricas En las moléculas angulares ( H 2 O) o piramidales (NH 3 ), la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular son diferentes, pues los momentos dipolares de los enlaces se suman como vectores 2 - + + Molécula de H 2 O En las moléculas diatómicas coinciden la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula molécula de HCl + - molécula de NH 3 3 - + + + molécula lineal - - 2+ molécula tetraédrica 4+ - - - - molécula triangular plana 3+ - - -
- 30. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a los denominados orbitales híbridos Los tipos de hibridación más frecuentes son La geometría molecular estudia la disposición tridimensional de los átomos de las moléculas.Existen dos procedimientos para predecir y justificar dicha geometría:La hibridación de orbitales y el RPECV
- 31. Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “ teoría de la hibridación ”. Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH 4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e – del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p). Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.
- 32. Se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar enlaces “ ” Las parejas de e – sin compartir. No se hibridan: Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace. Los orbitales atómicos vacíos.
- 33. Tipos de hibridación sp 3 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e – sin compartir. Ej: NH 3 2 enlaces sencillos + 2 par e – sin compartir. Ej: H 2 O sp 2 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF 3 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno sp 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF 2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO 2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino
- 34. Tipos de orbitales híbridos . Ejemplos
- 35. Hibridación sp 3 CH 4 C 1s 2 2s 2 p 2 Promoción hibridación 1 orbital s 3 orbitales p 4 orbitales sp 3 (distribución tetraédrica) NH 3 H 2 O
- 36. 1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp 2 (distribución triangular plana) BF 3 B 1s 2 2s 2 p 1 Promoción hibridación Hibridación sp 2
- 37. BeF 2 Be 1s 2 2s 2 Hibridación de orbitales F 1s 2 2s 2 p 5 promoción Hibridación sp
- 38. 1 orbital s 1 orbital p Orbitales p Orbitales sp híbridos Be 2 orbitales sp (distribución lineal)
- 39. Etileno CH 2 =CH 2 Promoción hibridación Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces
- 40. Enlace Enlace Se dan dos tipos de enlaces covalentes enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados
- 41. Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelen entre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema El método RPECV (método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de valencia) predice la geometría de moléculas sencillas basándose en la repulsión entre pares de e - en torno al átomo central. Considera tanto los pares de electrones de los enlaces como los pares de electrones no compartidos Los pares no compartidos están más dispersos y ejercen más repulsión sobre los otros pares, por lo que los ángulos de enlace que resultan son mayores que los teóricos
- 42. El átomo central sólo tiene pares de e – de enlace. BeF 2 : El Be tiene 2 pares de e – Ang. enl. = 180º. BCl 3 : El B tiene 3 pares de e – Ang. enl. = 120º. CH 4 : El C tiene 4 pares de e – Ang. enl. = 109,4º. CH 4 Tetraédrica BCl 3 Triangular BeF 2 Lineal
- 43. El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal. Ejemplos: Etino (acetileno) CO 2
- 44. El átomo central tiene pares de e – sin compartir. La repulsión de éstos pares de e – sin compartir es mayor que entre pares de e – de enlace. NH 3 : El N tiene 3 pares de e – compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) H 2 O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) Agua (104,5º) Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º)
- 45. El átomo central tiene un enlace doble . La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno. CH 2 =CH 2 : Cada C tiene 2 pares de e – compartidos con el otro C y 2 pares de e – compartidos con sendos átomos de H. Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular) Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular) 122º 116º 122º
- 48. MODELO VSEPR (IV): Moléculas con más de un átomo central Se asigna la geometría a cada átomo central independientemente.
- 49. Moléculas sin pares de electrones libres BeCl 2 BF 3 CH 4 PCl 5 SF 6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace 180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica
- 50. Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE) SnCl 2 PE=2 PL=1 Triangular plana Angular ángulo menor 120º NH 3 PE=3 PL=1 tetraédrica Pirámide trigonal 107º H 2 O PE=2 PL=2 tetraédrica Angular 105º
- 51. La resonancia establece que existen, no sólo pares de e - compartidos y localizados entre dos átomos, sino que algunos se deslocalizan y su posición se extiende por la molécula La resonancia propone la representación de determinadas moléculas mediante varias fórmulas estructurales llamadas estructuras resonantes. La estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se denomina híbrido de resonancia. Por ejemplo , la molécula de SO 3 es un híbrido de resonancia entre las siguientes estructuras
- 52. FUERZAS INTERMOLECULARES. Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes . La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar. A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas de fusión y ebullición. Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas. 1-Fuerzas de atracción dipolo-dipolo ( fuerzas de orientación o de Keeson ): 2- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido (fuerzas de Debye ) Las fuerzas que unen las moléculas entre sí se denominan fuerzas de Van der Waals. Su magnitud depende del número de e - , del tamaño y de la forma molecular. Existen tres tipos:
- 53. Se deben a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria, a partir de vibraciones que producen una polarización por asimetría de la distribución de e - Son fuerzas más débiles que las anteriores, por la brevedad de su existencia. Originan el estado líquido y sólido de moléculas que son apolares por no tener dipolos (O 2 ,H 2 ,N 2 ) o por motivos de simetría (CO 2 ,CCl 4 ,CH 4 ). Crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias 3-Fuerzas de dispersión (fuerzas de London ): Enlace de hidrógeno. Es una unión entre moléculas en las que un átomo de H actúa de “puente” entre dos átomos muy electronegativos como F,O ó N , que se encuentran unidos al hidrógeno mediante un enlace covalente muy polarizado. Los electrones del enlace covalente están muy desplazados hacia el átomo más electronegativo y el H tiene cierta carga positiva
- 54. Ejemplos: En la molécula de HF se produce una atracción de tipo electrostático entre los átomos de hidrógeno H + y de F - El enlace de hidrógeno se representa por una línea discontinua de puntos . Enlace entre moléculas de HF
- 55. Estructura del hielo (puentes de hidrógeno)
- 56. SUSTANCIAS MOLECULARES. Las moléculas son agrupaciones de átomos unidos por enlace covalente. Las sustancias moleculares se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos de la molécula y la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos Si las moléculas tienen gran masa molecular pueden encontrarse en estado sólido o líquido a temperatura ambiente Generalmente son gases en condiciones ordinarias de presión y temperatura Oxígeno (gas molecular) Bromo (líquido molecular) Yodo (sólido molecular)
- 57. SÓLIDOS COVALENTES. Los sólidos covalentes ,también llamados sólidos atómicos o reticulares , son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales Las uniones entre los átomos son muy fuertes , por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros. Ejemplos: Diamante (C) Cuarzo (SiO 2 )
- 58. Propiedades de los compuestos covalentes Sólidos covalentes : Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Sust. moleculares : Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.
- 59. gas Muy alta Muy baja Muy blandos No N 2 Gas o líquido Muy baja Muy alta Muy blandos No CO Gas o líquido Muy baja Muy alta Muy blandos No H 2 O Sólido Muy baja Muy baja Muy duros No SiO 2 Propiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentes Moléculas apolares Moléculas polares Moléculas con enlace de hidrógeno Sólidos covalentes Estado físico en condiciones estandar Solubilidad en disolventes apolares Solubilidad en disolventes polares Dureza (sólidos) Conductividad Ejemplo